Cinkas sąveikauja su kiekvienos medžiagos tirpalu. Cinkas – bendrosios elemento charakteristikos, cinko ir jo junginių cheminės savybės
Testinės užduotys tema: „Deguonis, siera ir jų junginiai“
1. Elementas, esantis Periodinėje sistemoje cheminiai elementai D.I. Mendelejevas 4-ajame VIA grupės etape vadinamas:
1) selenas
2) deguonis
3) telūras)
4) siera
2. Branduolio krūvis ir valentinių elektronų skaičius deguonies atome yra atitinkamai lygūs:
1) +8 ir 6
2)+8 ir 2
3) +16 ir 2
4) +16 ir 6
3 Siera turi tokį patį valentingumą kaip deguonis kiekviename iš dviejų junginių:
1) SO2, Na2S
2) Al2S3, SO3
3) H2S, CaS
4) MgS, SO2
4. Cheminis ryšys tarp elementų, kurių eilės numeriai yra 6 ir 16, atomų:
1) joninis
2) kovalentinis nepolinis
3) vandenilis
4) kovalentinis polinis
5. +6 sieros oksidacijos laipsnis junginyje yra:
1) H2SO4
2) H2SO3
3) H2S
4) CS2
6. Sieros oksidas (IV) yra:
1) pagrindinis
2) rūgštus
3) amfoterinis
4) nesudarantis druskos
7. Visos serijoje nurodytos medžiagos sąveikauja su sieros oksidu (VI):
1) H2O, O2, NaCl
2) Cu(OH)2, NaCl, CaO
3) Ca(OH)2,CO2,K2O
4) NaOH, H2O, BaO
8. Susidarius nuosėdoms, tarp tirpalų vyksta reakcija:
1) Na2 ir KCL
2) H2SO4 ir BaCl2
3) H2SO4 ir CuCl2
4) CuSO4 ir HCl
9. Vandenilio sulfido ir deguonies reakcijos lygtyje esantis koeficientas prieš reduktorius yra:
1)4
2)3
3)2
4)1
10. Ar teisingi šie sprendimai apie sieros savybes:
a) c cheminės reakcijos siera pasižymi ir oksiduojančiojo agento, ir redukcijos agento savybėmis;
b) su deguonimi siera sudaro tik rūgštinius oksidus
1) tik a yra tiesa
2) tik b yra teisinga
3) abu teiginiai yra teisingi
4) abu sprendimai yra neteisingi
11. Nustatykite cheminės reakcijos lygties ir jos rūšies atitiktį:
Reakcijos lygtis:
Reakcijos tipas:
1) KMnO4 \u003d K2MnO4 + MnO2 + O2 A) jonų mainai
B) jungtys
B) pakeitimas
D) neutralizavimas
D) oksidacija-redukcija
2)Pb(NO3)2+K2S=PbS+2KNO3
3) H2S+Ba(OH)2=BaS+2H2O
4) SO2+CaO=CASO3
12. Nustatyti atitikmenis tarp cheminės reakcijos schemos ir joje esančio oksidatoriaus oksidacijos laipsnio kitimo.
Reakcijos schema:
1)H2S+O2=SO2+H2O
2) H2SO4 (konc.) + Zn = ZnSO4 + H2S + H2O
3)CuSO4=CuO+SO2+O2
4)H2SO4(konc.)+C=H2O+CO2+SO2
Oksidacijos laipsnio pokytis:
A)S(+6)=S(+4)
B)S(+4)=S(0)
B)S(2)=S(0)
D) S = S
E)S(+4)=S(+6)
E)S(-2)=S(+4)
13. Praktiškai įmanomos reakcijos tarp natrio sulfito tirpalo ir tirpalų:
A) kalcio hidroksidas
B) ličio nitratas
B) natrio chloridas
D) amonio nitratas
D) azoto rūgštis
E) vario (II) chloridas
14. Sudarykite reakcijų lygtis, kurių schema yra tokia:
H2SO4()+Fe=Fe2(SO4)3+.....+H2O
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
15. Nustatykite sieros oksido (IV) masę, kuri bus gauta reaguojant 71 g natrio sulfito su 0,5 mol sieros rūgšties.
2) gali paviršius iš nerūdijančio plieno apdorotas smėliu, kuriame yra oksidų priemaišų?
3) Geležies ir cinko plokštelės panardinamos į indą su sieros rūgšties tirpalu, kad jos nesiliestų. Kokie procesai vyks plokščių paviršiuje, jei: a) plokštės nėra sujungtos viena su kita b) plokštės yra sujungtos, c) plokštės prijungtos prie srovės šaltinio polių 1) cinko katodas; 2) cinko anodas?
Patikrinkite atsakymus elektrocheminėmis lygtimis
su natrio oksidu?
3. Magnis sąveikauja su 1) NA2SO4 2) CACL2 3) CuSO4 4) KCL tirpalu
Ar kas nors gali man padėti)) Visiškai sąveikai su bario nitrato tirpalu, kurio tūris yra 28 ml ir molinės druskos koncentracija 0,2 mol / lreikalingas kalio karbonato tirpalas, kurio molinė druskos koncentracija yra 0,05 mol / l, su minimaliu tūriu (ml):
A. 20 B. 40 C. 60 D. 80
Nr.1 Medžiagos X ir Y transformacijos schemoje Mg + X-> Y + H2S + H2O yra atitinkamai: 1) H2SO4 (konc.) ir MgSO4.2) H2SO3 ir MgSO3.Nr. 2 Butanalis ir metiletilketonas yra: 1) homologai, 2) struktūriniai izomerai, 3) geometriniai izomerai, 4) ta pati medžiaga 3) butenas-2,4) 1-metilpropanolis-1 Nr. 4 Sąveika vienas su kitu: 1) dietilo eteris ir natris, 2) etilo acetatas ir vandenilio chloridas, 3) etanolis ir vario hidroksidas 2,4) etanolis ir geležies chloridas 3 Nr. 5 Reakcijos lygtis yra praktiškai įgyvendinama vandeninis tirpalas turi tokią formą: 1)Ba(NO3)2+2NaOH=2NaNO3+(BaOH)2 2 . NaNO3 + HC1 = NaCl + HNO3 3. CuSO4 + 2KOH = K2SO4 + Cu(OH) 2 4. Fe2(SO4)3 + 6HNO3 = 2Fe(NO3)3 + 3H2SO4
Chemija...Patikrinkite, ar aš teisus...ir gavau geriausią atsakymą
Atsakymas iš Nadezhda Lyutova[guru]
Ne, argumentas yra visiškai neteisingas. Taip pat pateiktos reakcijų lygtys. Pagal elektronų atatrankos lengvumą metalai išsidėstę aktyvumo eilutėje. Na, Ca, Mg - yra aktyvesni už Zn. Todėl mažiau aktyvus metalas (Zn) negali išstumti aktyvesnio metalo iš druskos tirpalo. Tai reiškia, kad reakcijos 2,3,4 nevyksta.
1 reakcija yra įmanoma, nes Cu yra mažiau aktyvus metalas, esantis aktyvumo serijoje vandenilio dešinėje. Zn, kaip aktyvesnis metalas, išstumia Cu iš druskos tirpalų.
Zn + CuSO4 = ZnsO4 + Cu.
Atminkite: 1) Kiekvienas veiklų serijos metalas išstumia (atkuria) visus po jo esančius metalus iš jų druskų tirpalų.
2) Kuo toliau į kairę metalas yra veiklos serijoje, tuo didesnis jo redukcinis gebėjimas ...
Atsakymas iš Aleksejus Galuško[guru]
atsakymas teisingas, bet visiškai klaidinantis samprotavimas (neįžeidimas)
Cu/Cu(2+) potencialas yra didesnis nei Zn/Zn(2+), o kas turi daugiau potencialo, yra oksidatorius. Bus tokia reakcija:
CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu
Cinkas yra tipiškas metalinių elementų grupės atstovas ir turi visas jų charakteristikas: metalinį blizgesį, plastiškumą, elektros ir šilumos laidumą. bet Cheminės savybės cinkas šiek tiek skiriasi nuo pagrindinių reakcijų, būdingų daugeliui metalų. Elementas tam tikromis sąlygomis gali elgtis kaip nemetalas, pavyzdžiui, reaguoti su šarmais. Šis reiškinys vadinamas amfoteriniu. Mūsų straipsnyje mes išnagrinėsime fizines cinko savybes, taip pat apsvarstysime tipines metalui ir jo junginiams būdingas reakcijas.
Elemento padėtis periodinėje sistemoje ir pasiskirstymas gamtoje
Metalas yra antrosios periodinės sistemos grupės šoniniame pogrupyje. Be cinko, jame yra kadmio ir gyvsidabrio. Cinkas priklauso d elementams ir yra ketvirtajame periode. Cheminėse reakcijose jo atomai visada atiduoda paskutinio energijos lygio elektronus, todėl tokiuose elemento junginiuose kaip oksidas, vidutinės druskos ir hidroksidas metalo oksidacijos būsena yra +2. Atomo struktūra paaiškina visas cinko ir jo junginių fizikines ir chemines savybes. Bendras metalo kiekis dirvožemyje yra apie 0,01 masės. %. Tai yra, pavyzdžiui, mineralų, tokių kaip virtuvės ir cinko mišinys, dalis. Kadangi cinko kiekis juose yra mažas, uolienos pirmiausia yra sodrinami, o tai atliekama šachtinėse krosnyse. Dauguma cinko turinčių mineralų yra sulfidai, karbonatai ir sulfatai. Tai yra cinko druskos, kurių cheminės savybės yra perdirbimo procesų, pavyzdžiui, skrudinimo, pagrindas.
Metalo priėmimas
Dėl stiprios cinko karbonato arba cinko sulfido oksidacijos reakcijos susidaro jo oksidas. Procesas vyksta verdančiojoje lovoje. Tai specialus metodas, pagrįstas glaudžiu smulkiai sumalto mineralo ir su juo judančios karšto oro srovės kontaktu didelis greitis. Toliau cinko oksidas ZnO redukuojamas koksu, o susidarę metalo garai pašalinami iš reakcijos sferos. Kitas būdas gauti metalą, remiantis cinko ir jo junginių cheminėmis savybėmis, yra cinko sulfato tirpalo elektrolizė. Tai redokso reakcija, vykstanti veikiant elektros srovei. Tada ant elektrodo nusodinamas didelio grynumo metalas.
Fizinė charakteristika
melsvas sidabras, normaliomis sąlygomis trapus metalas. Temperatūros diapazone nuo 100° iki 150° cinkas tampa lankstus ir gali būti susuktas į lakštus. Kaitinamas virš 200°, metalas tampa neįprastai trapus. Veikiant oro deguoniui, cinko gabalėliai pasidengia plonu oksido sluoksniu, o toliau oksiduojantis virsta hidroksokarbonatu, kuris atlieka apsaugos vaidmenį ir neleidžia tolesnei metalo sąveikai su atmosferos deguonimi. Fizinės ir cheminės cinko savybės yra tarpusavyje susijusios. Panagrinėkime tai naudodami metalo sąveikos su vandeniu ir deguonimi pavyzdį.
Stipri oksidacija ir reakcija su vandeniu
Stipriai kaitinant ore, cinko drožlės dega mėlyna liepsna, sudarydamos cinko oksidą.
Jis pasižymi amfoterinėmis savybėmis. Iki raudonai karštos temperatūros įkaitintuose vandens garuose metalas išstumia vandenilį iš H 2 O molekulių, be to, susidaro cinko oksidas. Cheminės medžiagos savybės įrodo jos gebėjimą sąveikauti tiek su rūgštimis, tiek su šarmais.
Redokso reakcijos, susijusios su cinku
Kadangi elementas metalų aktyvumo serijoje yra prieš vandenilį, jis gali jį išstumti iš rūgšties molekulių.
Cinko ir rūgščių reakcijos produktai priklausys nuo dviejų veiksnių:
- rūgšties tipas
- jo koncentracija
cinko oksidas
Balti porėti milteliai, kurie kaitinant pagelsta, o atvėsę grįžta į pradinę spalvą, yra metalo oksidas. Cinko oksido cheminės savybės, jo sąveikos su rūgštimis ir šarmais reakcijų lygtys patvirtina junginio amfoteriškumą. Taigi, medžiaga negali reaguoti su vandeniu, bet sąveikauja tiek su rūgštimis, tiek su šarmais. Reakcijos produktai bus vidutinės druskos (sąveikos su rūgštimis atveju) arba kompleksiniai junginiai – tetrahidroksocinkatai.
Cinko oksidas naudojamas gaminant baltus dažus, kurie vadinami cinko baltais. Dermatologijoje ši medžiaga yra tepalų, miltelių ir pastų dalis, kurios turi priešuždegiminį ir odą sausinantį poveikį. Didžioji dalis pagaminto cinko oksido naudojama kaip gumos užpildas. Tęsiant cinko ir jo junginių cheminių savybių tyrimą, apsvarstykite hidroksidą Zn(OH) 2 .
Amfoterinis cinko hidroksido pobūdis
Baltos nuosėdos, kurios nusėda veikiant šarmams metalų druskų tirpalus, yra cinko bazė. Junginys greitai ištirpsta veikiant rūgštims ar šarmams. Pirmojo tipo reakcija baigiasi vidutinių druskų susidarymu, antrasis – cinkatais. Kompleksinės druskos – hidroksozinkatai – buvo išskirtos kietos formos. Cinko hidroksido ypatybė yra jo gebėjimas ištirpti vandeniniame amoniako tirpale ir sudaryti tetraamincinko hidroksidą ir vandenį. Cinko bazė yra silpnas elektrolitas, todėl ir jo vidutinės druskos, ir cinkatai vandeniniuose tirpaluose yra linkę hidrolizuoti, tai yra, jų jonai sąveikauja su vandeniu ir sudaro cinko hidroksido molekules. Metalų druskų, tokių kaip chloridas ar nitratas, tirpalai bus rūgštūs dėl vandenilio jonų pertekliaus kaupimosi.
Cinko sulfato savybės
Anksčiau mūsų svarstytos cheminės cinko savybės, ypač jo reakcijos su praskiesta sulfato rūgštimi, patvirtina vidutinės druskos – cinko sulfato – susidarymą. Tai bespalviai kristalai, kaitinant iki 600 ° ir daugiau, galite gauti oksosulfatų ir sieros trioksido. Toliau kaitinant, cinko sulfatas paverčiamas cinko oksidu. Druska tirpsta vandenyje ir glicerine. Medžiaga išskiriama iš tirpalo, esant temperatūrai iki 39 ° C, kristalinio hidrato pavidalu, kurio formulė yra ZnSO 4 × 7H 2 O. Šioje formoje ji vadinama cinko sulfatu.
Temperatūros diapazone nuo 39°-70° gaunama heksahidrato druska, o virš 70° kristalinio hidrato sudėtyje lieka tik viena molekulė vandens. Fizikinės ir cheminės cinko sulfato savybės leidžia jį naudoti kaip baliklį popieriaus gamyboje, kaip mineralinę trąšą augalininkystėje, kaip papildomą padažą naminių gyvulių ir naminių paukščių racione. Tekstilės pramonėje junginys naudojamas viskozės audinio gamyboje, chinco dažymui.
Cinko sulfatas taip pat yra elektrolito tirpalo dalis, naudojama galvanizuojant geležies arba plieno gaminių cinko sluoksniu difuziniu būdu arba karštuoju cinkavimu. Cinko sluoksnis tokias konstrukcijas ilgą laiką apsaugo nuo korozijos. Atsižvelgiant į chemines cinko savybes, reikia pažymėti, kad esant dideliam vandens druskingumui, dideliems temperatūros ir oro drėgmės svyravimams, cinkavimas neduoda norimo efekto. Todėl metalų lydiniai su variu, magniu ir aliuminiu buvo plačiai naudojami pramonėje.
Cinko turinčių lydinių naudojimas
Daugelio cheminių medžiagų, tokių kaip amoniakas, transportavimui vamzdynais keliami specialūs reikalavimai metalo, iš kurio gaminami vamzdžiai, sudėčiai. Jie yra pagaminti iš geležies lydinių su magniu, aliuminiu ir cinku ir turi aukštą antikorozinį atsparumą agresyvios cheminės aplinkos poveikiui. Be to, cinkas pagerina lydinių mechanines savybes ir pašalina žalingą priemaišų, tokių kaip nikelis ir varis, poveikį. Vario ir cinko lydiniai plačiai naudojami pramoniniuose elektrolizės procesuose. Rafinuotiems produktams gabenti naudojamos cisternos. Jie pastatyti iš aliuminio lydiniai kuriame, be magnio, chromo ir mangano, yra daug cinko. Šios kompozicijos medžiagos turi ne tik aukštas antikorozines savybes ir padidintą stiprumą, bet ir atsparumą kriogeniniam poveikiui.
Cinko vaidmuo žmogaus organizme
Zn kiekis ląstelėse yra 0,0003%, todėl jis priskiriamas mikroelementams. Cinko ir jo junginių cheminės savybės, reakcijos vaidina svarbų vaidmenį metabolizme ir palaikant normalų homeostazės lygį tiek ląstelės, tiek viso organizmo lygmenyje. Metalo jonai yra svarbių fermentų ir kitų biologiškai aktyvių medžiagų dalis. Pavyzdžiui, žinoma apie rimtą cinko poveikį vyrų reprodukcinės sistemos formavimuisi ir funkcijai. Tai yra hormono testosterono kofermento, atsakingo už sėklinio skysčio vaisingumą ir antrinių lytinių požymių formavimąsi, dalis. Kito svarbaus hormono – insulino – nebaltyminėje dalyje, kurią gamina kasos Langerhanso salelių beta ląstelės, taip pat yra mikroelemento. Organizmo imuninė būklė taip pat tiesiogiai susijusi su Zn +2 jonų koncentracija ląstelėse, kurių yra užkrūčio liaukos hormone – timuline ir timopoetine. Didelė cinko koncentracija fiksuojama branduolio struktūrose – chromosomose, kuriose yra dezoksiribonukleino rūgšties ir kurios dalyvauja perduodant paveldimą ląstelės informaciją.
Savo straipsnyje mes ištyrėme chemines cinko ir jo junginių funkcijas, taip pat nustatėme jo vaidmenį žmogaus organizmo gyvenime.
Varis (Cu) priklauso d elementams ir yra D. I. Mendelejevo periodinės lentelės IB grupėje. Vario atomo elektroninė konfigūracija pagrindinėje būsenoje rašoma 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 vietoj laukiamos formulės 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Kitaip tariant, vario atomo atveju stebimas vadinamasis „elektronų šuolis“ iš 4s sublygio į 3d polygį. Variui, be nulio, galimos oksidacijos būsenos +1 ir +2. Oksidacijos būsena +1 yra linkusi į disproporciją ir yra stabili tik netirpiuose junginiuose, tokiuose kaip CuI, CuCl, Cu 2 O ir kt., Taip pat sudėtinguose junginiuose, pavyzdžiui, Cl ir OH. Vario junginiai, esantys +1 oksidacijos būsenoje, neturi specifinės spalvos. Taigi vario (I) oksidas, priklausomai nuo kristalų dydžio, gali būti tamsiai raudonas (dideli kristalai) ir geltonas (maži kristalai), CuCl ir CuI yra balti, o Cu 2 S – juodai mėlynos spalvos. Chemiškai stabilesnė yra vario oksidacijos būsena, lygi +2. Druskos, kuriose yra vario tam tikroje oksidacijos būsenoje, yra mėlynos ir mėlynai žalios spalvos.
Varis yra labai minkštas, kalus ir plastiškas metalas, pasižymintis dideliu elektros ir šilumos laidumu. Metalinio vario spalva yra raudonai rožinė. Varis yra metalų aktyvumo eilėje į dešinę nuo vandenilio, t.y. reiškia mažai aktyvius metalus.
su deguonimi
Normaliomis sąlygomis varis nesąveikauja su deguonimi. Šiluma reikalinga reakcijai tarp jų vykti. Priklausomai nuo deguonies pertekliaus arba trūkumo ir temperatūros sąlygų, jis gali sudaryti vario (II) oksidą ir vario (I) oksidą:
su siera
Dėl sieros reakcijos su variu, priklausomai nuo vykdymo sąlygų, gali susidaryti ir vario (I) sulfidas, ir vario (II) sulfidas. Kaitinant Cu ir S miltelių mišinį iki 300–400 °C temperatūros, susidaro vario (I) sulfidas:
Trūkstant sieros ir reakcija vykdoma aukštesnėje nei 400 ° C temperatūroje, susidaro vario (II) sulfidas. Tačiau daugiau paprastu būdu vario (II) sulfido gavimas iš paprastų medžiagų yra vario sąveika su anglies disulfide ištirpinta siera:
Ši reakcija vyksta val kambario temperatūra.
su halogenais
Varis reaguoja su fluoru, chloru ir bromu, sudarydamas halogenidus bendroji formulė CuHal 2, kur Hal yra F, Cl arba Br:
Cu + Br 2 = CuBr 2
Jodo, silpniausio oksidatoriaus iš halogenų, atveju susidaro vario (I) jodidas:
Varis nesąveikauja su vandeniliu, azotu, anglimi ir siliciu.
su neoksiduojančiomis rūgštimis
Beveik visos rūgštys yra neoksiduojančios, išskyrus koncentruotą sieros rūgštį ir bet kokios koncentracijos azoto rūgštį. Kadangi neoksiduojančios rūgštys gali oksiduoti tik metalus, kurie yra aktyvumo serijoje iki vandenilio; tai reiškia, kad varis su tokiomis rūgštimis nereaguoja.
su oksiduojančiomis rūgštimis
- koncentruota sieros rūgštis
Varis reaguoja su koncentruota sieros rūgštimi tiek kaitinant, tiek kambario temperatūroje. Kaitinant, reakcija vyksta pagal lygtį:
Kadangi varis nėra stiprus reduktorius, siera šioje reakcijoje redukuojama tik iki +4 oksidacijos būsenos (SO 2).
- su praskiesta azoto rūgštimi
Variui reaguojant su atskiestu HNO 3 susidaro vario (II) nitratas ir azoto monoksidas:
3Cu + 8HNO3 (diff.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
- su koncentruota azoto rūgštimi
Koncentruotas HNO 3 normaliomis sąlygomis lengvai reaguoja su variu. Skirtumas tarp vario reakcijos su koncentruota azoto rūgštimi ir sąveikos su praskiesta azoto rūgštimi slypi azoto redukcijos produkte. Koncentruoto HNO 3 atveju azotas sumažėja mažiau: vietoj azoto oksido (II) susidaro azoto oksidas (IV), o tai susiję su didesne konkurencija tarp azoto rūgšties molekulių koncentruotoje rūgštyje dėl koncentruotosios rūgšties elektronų. reduktorius (Cu):
Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
su nemetalų oksidais
Varis reaguoja su kai kuriais nemetalų oksidais. Pavyzdžiui, su tokiais oksidais kaip NO 2, NO, N 2 O varis oksiduojamas iki vario (II) oksido, o azotas redukuojamas iki 0 oksidacijos būsenos, t.y. susidaro paprasta medžiaga N 2:
Sieros dioksido atveju vietoj paprastos medžiagos (sieros) susidaro vario (I) sulfidas. Taip yra dėl to, kad varis su siera, skirtingai nei azotas, reaguoja:
su metalo oksidais
Sukepinus metalinį varį su vario oksidu (II) 1000–2000 ° C temperatūroje, galima gauti vario oksidą (I):
Be to, metalinis varis gali redukuoti geležies (III) oksidą, kai jį kalcinuoja į geležies (II) oksidą:
su metalo druskomis
Varis išstumia mažiau aktyvius metalus (į dešinę nuo jo aktyvumo serijoje) iš jų druskų tirpalų:
Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag ↓
Vyksta ir įdomi reakcija, kurios metu varis ištirpsta aktyvesnio metalo druskoje – geležies oksidacijos būsenoje +3. Tačiau prieštaravimų nėra, nes varis neišstumia geležies iš druskos, o tik atkuria ją iš +3 oksidacijos būsenos į +2 oksidacijos būseną:
Fe 2 (SO 4) 3 + Cu \u003d CuSO 4 + 2FeSO 4
Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2
Pastaroji reakcija naudojama mikroschemų gamyboje varinių plokščių ėsdinimo stadijoje.
Vario korozija
Varis laikui bėgant korozuoja, kai yra veikiamas drėgmės, anglies dioksido ir atmosferos deguonies:
2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 \u003d (CuOH) 2 CO 3
Dėl šios reakcijos vario gaminiai yra padengti puria melsvai žalia vario (II) hidroksokarbonato danga.
Cinko cheminės savybės
Cinkas Zn yra IV periodo IIB grupėje. Cheminio elemento atomų valentinių orbitalių elektroninė konfigūracija pagrindinėje būsenoje 3d 10 4s 2 . Cinkui galima tik viena oksidacijos būsena, lygi +2. Cinko oksidas ZnO ir cinko hidroksidas Zn(OH) 2 turi ryškias amfoterines savybes.
Cinkas sutepa, kai laikomas ore, pasidengdamas plonu ZnO oksido sluoksniu. Oksidacija ypač lengvai vyksta esant didelei drėgmei ir esant anglies dioksidui dėl reakcijos:
2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3
Cinko garai dega ore, o plona cinko juostelė, užsidegusi degiklio liepsnoje, joje dega žalsva liepsna:
Kaitinamas metalinis cinkas taip pat sąveikauja su halogenais, siera, fosforu:
Cinkas tiesiogiai nereaguoja su vandeniliu, azotu, anglimi, siliciu ir boru.
Cinkas reaguoja su neoksiduojančiomis rūgštimis, išskirdamas vandenilį:
Zn + H 2 SO 4 (20 %) → ZnSO 4 + H 2
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
Pramoninis cinkas ypač lengvai tirpsta rūgštyse, nes jame yra kitų mažiau aktyvių metalų, ypač kadmio ir vario, priemaišų. Didelio grynumo cinkas dėl tam tikrų priežasčių yra atsparus rūgštims. Norint pagreitinti reakciją, didelio grynumo cinko mėginys kontaktuojamas su variu arba į rūgšties tirpalą įpilama nedidelio kiekio vario druskos.
800-900 o C temperatūroje (raudonoji karštis) metalinis cinkas, būdamas išlydytas, sąveikauja su perkaitintais vandens garais, išskirdamas iš jų vandenilį:
Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2
Cinkas taip pat reaguoja su oksiduojančiomis rūgštimis: koncentruota sieros ir azoto.
Cinkas, kaip aktyvus metalas, gali susidaryti su koncentruota sieros rūgštimi sieros dioksidas, elementinė siera ir net vandenilio sulfidas.
Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Azoto rūgšties redukcijos produktų sudėtis nustatoma pagal tirpalo koncentraciją:
Zn + 4HNO 3 (konc.) = Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3Zn + 8HNO 3 (40 %) = 3Zn(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
4Zn + 10HNO 3 (20 %) = 4Zn (NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
5Zn + 12HNO 3 (6 %) = 5Zn(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O
4Zn + 10HNO 3 (0,5 %) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Proceso krypčiai įtakos turi ir temperatūra, rūgšties kiekis, metalo grynumas, reakcijos laikas.
Cinkas reaguoja su šarmų tirpalais ir susidaro tetrahidroksocinkatai ir vandenilis:
Zn + 2NaOH + 2H 2O \u003d Na2 + H2
Zn + Ba (OH) 2 + 2H 2 O \u003d Ba + H 2
Su bevandeniais šarmais susiliejus susidaro cinkas cinkuoja ir vandenilis:
Labai šarminėje aplinkoje cinkas yra ypač stiprus reduktorius, galintis nitratuose ir nitrituose esantį azotą redukuoti į amoniaką:
4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH3
Dėl kompleksavimo cinkas lėtai ištirpsta amoniako tirpale, redukuodamas vandenilį:
Zn + 4NH 3 H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O
Cinkas taip pat atkuria mažiau aktyvius metalus (į dešinę nuo jo veiklos serijoje) iš vandeninių jų druskų tirpalų:
Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2
Zn + FeSO 4 \u003d Fe + ZnSO 4
Cheminės chromo savybės
Chromas yra periodinės lentelės VIB grupės elementas. Chromo atomo elektroninė konfigūracija rašoma 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, t.y. chromo, kaip ir vario atomo atveju, stebimas vadinamasis „elektronų slydimas“
Dažniausios chromo oksidacijos būsenos yra +2, +3 ir +6. Reikėtų juos atsiminti, o pagal USE programą chemijoje galime daryti prielaidą, kad chromas neturi kitų oksidacijos būsenų.
Įprastomis sąlygomis chromas yra atsparus korozijai tiek ore, tiek vandenyje.
Sąveika su nemetalais
su deguonimi
Kaitinamas iki aukštesnės nei 600 o C temperatūros, miltelių pavidalo metalinis chromas dega gryname deguonyje ir susidaro chromo (III) oksidas:
4Cr + 3O 2 = o t=> 2Cr 2 O 3
su halogenais
Chromas su chloru ir fluoru reaguoja žemesnėje temperatūroje nei su deguonimi (atitinkamai 250 ir 300 o C):
2Cr + 3F 2 = o t=> 2CrF 3
2Cr + 3Cl 2 = o t=> 2CrCl 3
Chromas reaguoja su bromu raudonos karščio temperatūroje (850-900 o C):
2Cr + 3Br 2 = o t=> 2CrBr 3
su azotu
Metalinis chromas sąveikauja su azotu aukštesnėje nei 1000 o C temperatūroje:
2Cr + N 2 = ot=> 2CrN
su siera
Su siera chromas gali sudaryti ir chromo (II) sulfidą, ir chromo (III) sulfidą, priklausomai nuo sieros ir chromo proporcijų:
Cr+S= o t=> CRS
2Cr+3S= o t=> Cr 2 S 3
Chromas nereaguoja su vandeniliu.
Sąveika su sudėtingomis medžiagomis
Sąveika su vandeniu
Chromas priklauso vidutinio aktyvumo metalams (esantis metalų aktyvumo serijoje tarp aliuminio ir vandenilio). Tai reiškia, kad reakcija vyksta tarp raudonai įkaitusio chromo ir perkaitintų vandens garų:
2Cr + 3H 2O = o t=> Cr 2 O 3 + 3H 2
Sąveika su rūgštimis
Chromas normaliomis sąlygomis pasyvinamas koncentruotomis sieros ir azoto rūgštimis, tačiau virdamas jose ištirpsta, oksiduodamasis iki +3 oksidacijos būsenos:
Cr + 6HNO 3 (konc.) = t o=> Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
2Cr + 6H2SO4 (konc.) = t o=> Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Praskiestos azoto rūgšties atveju pagrindinis azoto redukcijos produktas yra paprasta medžiaga N 2:
10Cr + 36HNO 3 (razb) \u003d 10Cr (NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O
Chromas yra aktyvumo serijoje į kairę nuo vandenilio, o tai reiškia, kad jis gali išskirti H 2 iš neoksiduojančių rūgščių tirpalų. Tokių reakcijų metu, kai nėra prieigos prie atmosferos deguonies, susidaro chromo (II) druskos:
Cr + 2HCl \u003d CrCl 2 + H 2
Cr + H 2 SO 4 (razb.) \u003d CrSO 4 + H 2
Vykdant reakciją atvirame ore, dvivalentis chromas akimirksniu oksiduojamas ore esančiu deguonimi iki oksidacijos būsenos +3. Šiuo atveju, pavyzdžiui, lygtis su vandenilio chlorido rūgštis bus tokia forma:
4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl3 + 6H 2 O
Kai chromo metalas sulydomas su stipriais oksidatoriais esant šarmams, chromas oksiduojamas iki oksidacijos būsenos +6, susidarant chromatai:
Geležies cheminės savybės
Geležis Fe, VIIIB grupės cheminis elementas, kurio serijos numeris 26 periodinėje lentelėje. Elektronų pasiskirstymas geležies atome yra toks: 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, tai yra, geležis priklauso d elementams, nes d polygis užpildytas jos korpuse. Jis labiausiai būdingas dviem oksidacijos būsenoms +2 ir +3. FeO oksidas ir Fe(OH) 2 hidroksidas vyrauja bazinėmis savybėmis, Fe 2 O 3 oksidas ir Fe(OH) 3 hidroksidas yra ryškiai amfoteriški. Taigi geležies oksidas ir hidroksidas (lll) tam tikru mastu ištirpsta, kai verda koncentruotuose šarmų tirpaluose, taip pat lydymosi metu reaguoja su bevandeniais šarmais. Reikia pažymėti, kad geležies oksidacijos būsena +2 yra labai nestabili ir lengvai pereina į oksidacijos būseną +3. Geležies junginiai taip pat žinomi retos oksidacijos būsenos +6 - feratai, neegzistuojančios "geležies rūgšties" H 2 FeO 4 druskos. Šie junginiai yra gana stabilūs tik kietoje būsenoje arba stipriai šarminiuose tirpaluose. Esant nepakankamam terpės šarmingumui, feratai greitai oksiduoja net vandenį, išskirdami iš jo deguonį.
Sąveika su paprastomis medžiagomis
Su deguonimi
Deginant gryname deguonyje, geležis sudaro vadinamąjį geležies skalė, kurio formulė Fe 3 O 4 ir iš tikrųjų reiškia mišrų oksidą, kurio sudėtis sąlygiškai gali būti pavaizduota formule FeO∙Fe 2 O 3 . Geležies degimo reakcija yra tokia:
3Fe + 2O 2 = t o=> Fe3O4
Su siera
Kaitinant, geležis reaguoja su siera, sudarydama geležies sulfidą:
Fe+S= t o=> FeS
Arba su sieros pertekliumi geležies disulfidas:
Fe + 2S = t o=> FeS2
Su halogenais
Su visais halogenais, išskyrus jodą, metalinė geležis oksiduojasi iki +3 oksidacijos būsenos ir susidaro geležies halogenidai (lll):
2Fe + 3F 2 = t o=> 2FeF 3 – geležies fluoridas (lll)
2Fe + 3Cl 2 = t o=> 2FeCl 3 – geležies chloridas (lll)
Jodas, kaip silpniausias oksidatorius tarp halogenų, oksiduoja geležį tik iki +2 oksidacijos būsenos:
Fe + I 2 = t o=> FeI 2 – geležies jodidas (ll)
Reikėtų pažymėti, kad geležies geležies junginiai lengvai oksiduoja jodido jonus vandeniniame tirpale iki laisvo jodo I 2, atsistatydami į +2 oksidacijos būseną. Panašių FIPI banko reakcijų pavyzdžiai:
2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I 2 + 2KCl
2Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6H2O
Fe 2 O 3 + 6HI \u003d 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O
Su vandeniliu
Geležis nereaguoja su vandeniliu (tik šarminiai metalai ir šarminių žemių metalai reaguoja su vandeniliu iš metalų):
Sąveika su sudėtingomis medžiagomis
Sąveika su rūgštimis
Su neoksiduojančiomis rūgštimis
Kadangi geležis yra aktyvumo eilutėje į kairę nuo vandenilio, tai reiškia, kad ji gali išstumti vandenilį iš neoksiduojančių rūgščių (beveik visos rūgštys, išskyrus H 2 SO 4 (konc.) ir HNO 3 bet kokios koncentracijos):
Fe + H 2 SO 4 (diff.) \u003d FeSO 4 + H 2
Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2
Egzamino užduotyse būtina atkreipti dėmesį į tokį triuką, kaip į klausimą, iki kokio oksidacijos laipsnio geležis bus oksiduojama, kai ją veikia praskiesta ir koncentruota druskos rūgštis. Abiem atvejais teisingas atsakymas yra iki +2.
Spąstai čia slypi intuityviuose lūkesčiuose dėl gilesnės geležies oksidacijos (iki s.o. +3), kai ji sąveikauja su koncentruota druskos rūgštimi.
Sąveika su oksiduojančiomis rūgštimis
Normaliomis sąlygomis dėl pasyvavimo geležis nereaguoja su koncentruotomis sieros ir azoto rūgštimis. Tačiau verdamas jis reaguoja su jais:
2Fe + 6H 2SO 4 = o t=> Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Fe + 6HNO 3 = o t=> Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
Atkreipkite dėmesį, kad praskiesta sieros rūgštis oksiduoja geležį iki oksidacijos laipsnio +2, o sukoncentruoja iki +3.
Geležies korozija (rūdijimas).
Drėgname ore geležis labai greitai rūdija:
4Fe + 6H 2 O + 3O 2 \u003d 4Fe (OH) 3
Geležis nereaguoja su vandeniu, kai nėra deguonies nei normaliomis sąlygomis, nei virinant. Reakcija su vandeniu vyksta tik esant aukštesnei nei raudonojo karščio temperatūrai (> 800 °C). tie..
Cinkas – antrosios grupės, D. I. Mendelejevo cheminių elementų periodinės sistemos ketvirtojo periodo, šalutinio pogrupio elementas, kurio atominis skaičius 30. Jis žymimas simboliu Zn (lot. Zincum). Paprasta medžiaga cinkas normaliomis sąlygomis yra trapus melsvas pereinamasis metalas balta spalva(išblunka ore, padengtas plonu cinko oksido sluoksniu).
Ketvirtajame periode cinkas yra paskutinis d elementas, jo valentiniai elektronai 3d 10 4s 2 . Švietime cheminiai ryšiai dalyvauja tik elektronai iš išorinio energijos lygio, nes d 10 konfigūracija yra labai stabili. Junginiuose cinko oksidacijos laipsnis yra +2.
Cinkas yra reaktyvus metalas, pasižymi ryškiomis redukuojančiomis savybėmis, savo aktyvumu yra prastesnis už šarminių žemių metalus. Rodo amfoterines savybes.
Cinko sąveika su nemetalais
Stipriai kaitinant ore, jis dega ryškia melsva liepsna ir susidaro cinko oksidas:
2Zn + O2 → 2ZnO.
Užsidegęs jis intensyviai reaguoja su siera:
Zn + S → ZnS.
Įprastomis sąlygomis, kai katalizatorius yra vandens garai, jis reaguoja su halogenais:
Zn + Cl 2 → ZnCl 2.
Fosforo garams veikiant cinką, susidaro fosfidai:
Zn + 2P → ZnP 2 arba 3Zn + 2P → Zn 3 P 2 .
Cinkas nesąveikauja su vandeniliu, azotu, boru, siliciu, anglimi.
Cinko sąveika su vandeniu
Raudonai karštyje reaguoja su vandens garais, sudarydamas cinko oksidą ir vandenilį:
Zn + H 2 O → ZnO + H 2.
Cinko sąveika su rūgštimis
Elektrocheminėje metalų įtampų serijoje cinkas yra prieš vandenilį ir išstumia jį iš neoksiduojančių rūgščių:
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Zn + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2.
Reaguoja su praskiesta azoto rūgštimi, sudarydamas cinko nitratą ir amonio nitratą:
4Zn + 10HNO3 → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.
Reaguoja su koncentruotomis sieros ir azoto rūgštimis, sudarydamas cinko druską ir rūgšties redukcijos produktus:
Zn + 2H2SO4 → ZnSO4 + SO2 + 2H2O;
Zn + 4HNO3 → Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Cinko sąveika su šarmais
Reaguoja su šarminiais tirpalais, sudarydami hidrokso kompleksus:
Zn + 2NaOH + 2H 2O → Na 2 + H2
susiliejus susidaro cinkai:
Zn + 2KOH → K 2 ZnO 2 + H 2 .
Sąveika su amoniaku
Su dujiniu amoniaku 550–600°C temperatūroje susidaro cinko nitridas:
3Zn + 2NH3 → Zn3N2 + 3H2;
ištirpsta vandeniniame amoniako tirpale, sudarydamas tetraamincinko hidroksidą:
Zn + 4NH3 + 2H2O → (OH) 2 + H2.
Cinko sąveika su oksidais ir druskomis
Cinkas išstumia metalus įtempių eilėje į dešinę nuo druskų ir oksidų tirpalų:
Zn + CuSO 4 → Cu + ZnSO 4;
Zn + CuO → Cu + ZnO.
Cinko(II) oksidas ZnO
- balti kristalai kaitinami įgauna geltoną spalvą. Tankis 5,7 g/cm 3, sublimacijos temperatūra 1800°C. Esant aukštesnei nei 1000 ° C temperatūrai, jis redukuojamas į metalinį cinką su anglimi, anglies monoksidu ir vandeniliu:
ZnO + C → Zn + CO;
ZnO + CO → Zn + CO 2;
ZnO + H 2 → Zn + H 2 O.
Nesąveikauja su vandeniu. Pasižymi amfoterinėmis savybėmis, reaguoja su rūgščių ir šarmų tirpalais:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O;
ZnO + 2NaOH + H2O → Na 2.
Susiliejus su metalų oksidais, susidaro cinkai:
ZnO + CoO → CoZnO 2 .
Sąveikaujant su nemetalų oksidais, susidaro druskos, kur yra katijonas:
2ZnO + SiO 2 → Zn 2 SiO 4,
ZnO + B 2 O 3 → Zn(BO 2) 2.
Cinko (II) hidroksidas Zn(OH) 2
- bespalvė kristalinė arba amorfinė medžiaga. Tankis 3,05 g / cm 3, esant aukštesnei nei 125 ° C temperatūrai, suyra:
Zn(OH) 2 → ZnO + H 2 O.
Cinko hidroksidas pasižymi amfoterinėmis savybėmis, lengvai tirpsta rūgštyse ir šarmuose:
Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 + 2H2O;
Zn(OH)2 + 2NaOH → Na 2;
taip pat lengvai tirpsta vandeniniame amoniake, sudarydamas tetraammincinko hidroksidą:
Zn(OH)2 + 4NH3 → (OH)2.
Jis gaunamas baltų nuosėdų pavidalu, kai cinko druskos reaguoja su šarmais:
ZnCl 2 + 2NaOH → Zn(OH) 2 + 2NaCl.